Normalité des Solutions PDF

NORMALITÉ DES SOLUTIONS Préambule : l’équilibre chimique Réaction totale / réaction équilibrée Réaction Totale 1. Décrit une réaction où le réactif limitant est entièrement consommé. 2. Représentée par une flèche simple (→). Réaction Équilibrée 1. Caractérisée par la présence des produi...

NORMALITÉ DES SOLUTIONS Préambule : l’équilibre chimique Réaction totale / réaction équilibrée Réaction Totale 1. Décrit une réaction où le réactif limitant est entièrement consommé. 2. Représentée par une flèche simple (→). Réaction Équilibrée 1. Caractérisée par la présence des produits et des réactifs à un équilibre stable, où les concentrations restent constantes. 2. Représentée par une double flèche (⇌), indiquant que deux réactions inverses se produisent simultanément à la même vitesse. 3. L'équilibre implique que toutes les espèces (réactifs et produits) sont présentes dans le système, permettant ainsi d'exprimer la relation de concentration à travers la loi d'action des masses. Loi d’action des masses Loi d’action des masses 1. Loi d’action des masses : 2. Décrit l'équilibre chimique pour une réaction générale : ( A + B ⇌ C + D ). 3. À l'équilibre, les concentrations des espèces (molaires, exprimées en mol/L) sont liées par une expression spécifique. 4. La relation à l'équilibre s'écrit : [ K_0 = frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b} ] où ( a, b, c, d ) sont les coefficients stoechiométriques de la réaction. 5. ( K_0 ) est la constante d'équilibre, caractéristique de la réaction à une température donnée. 6. Le quotient des produits des concentrations à l'équilibre fournit le quotient de réaction. NORMALITÉ DES SOLUTIONS Couple acide-base Définitions Définitions Acide : 1. Espèce susceptible de libérer un proton (H⁺). 2. Forme un couple acide-base avec sa base conjuguée. Base : 1. Espèce susceptible de capter un proton (H⁺).  2. Forme un couple acide-base avec son acide conjugué. Couples acide-base : 1. Notation : ( AH ) (acide) et ( A^- ) (base). 2. Exemples incluent : 3. Ions hydronium / eau : ( H_3O^+ / H_2O ). 4. Acide éthanoïque / ion éthanoate : ( CH_3COOH / CH_3COO^- ). Espèce amphotère : 1. Espèce pouvant agir à la fois comme acide et comme base, par exemple l'ion hydrogénocarbonate ( HCO_3^- ). Polyacide et polybase : 1. Polyacide : espèce libérant plusieurs protons. 2. Polybase : espèce acceptant plusieurs protons. Exemples Exemples de Couples Acide-Base 1. Ions hydronium / eau : ( H_3O^+ / H_2O ) 2. Eau / ion hydroxyde : ( H_2O / HO^- ) 3. Ion ammonium / ammoniaque : ( NH_4^+ / NH_3 ) 4. Acide éthanoïque (acétique) / ion éthanoate (acétate) : ( CH_3COOH / CH_3COO^- ) Acide Carbonique 1. Réaction : ( H_2CO_3 ⇌ HCO_3^- + H^+ ) (couple acide carbonique / ion hydrogénocarbonate) 2. Réaction : ( HCO_3^- ⇌ CO_3^{2-} + H^+ ) (couple ion hydrogénocarbonate / ion carbonate) 3. ( H_2CO_3 ) est un di-acide, ( CO_3^{2-} ) est une di-base. Espèces Amphotères 1. L’ion hydrogénocarbonate ( HCO_3^- ) peut agir à la fois comme un acide et une base. Transfert protonique en solution aqueuse Transfert Protonique Transfert Protonique : Défini comme une réaction d'échange de protons (H⁺) entre un donneur de proton (acide) et un accepteur de proton (base) selon la théorie de Brønstedt-Lowry. Le proton H⁺ n'existe pas sous forme libre en solution aqueuse, il est toujours lié à d'autres espèces. Réactions Exemple 1. ( AH + H_2O rightleftharpoons A^- + H_3O^+ ) 2. Ici, ( AH ) donne un proton à l'eau, qui devient hydronium (( H_3O^+)). 3. ( B + H_2O rightleftharpoons HO^- + BH^+ ) 4. Dans cette réaction, l'eau agit comme un acide, donnant un proton à la base ( B ). Rôle de l'Eau L'eau peut jouer le rôle d'acide ou de base selon la présence d'autres acides ou bases spécifiques dans la solution. LE POTENTIEL HYDROGÈNE Notion de cologarithme décimal Cologarithme décimal pX Cologarithme Décimal pX 1. Définition : pX est le cologarithme décimal d'une grandeur X. 2. Formule : 3. ( pX = -log(X) ) 4. Alternative : ( pX = logleft(frac{1}{X}right) ) 5. D'où : ( X = 10^{-pX} ) 6. Utilité : Cette notation simplifie la manipulation et la compréhension des échelles de concentration, notamment dans les contextes acido-basiques comme le pH. Autoprotolyse de l’eau Définition L'autoprotolyse de l'eau est une réaction dans laquelle deux molécules d'eau échangent des protons (H⁺) entre elles. Réaction [ 2 H_2O rightleftharpoons H_3O^+ + OH^- ] L'un des ( H_2O ) agit comme un acide (donne un proton) et l'autre comme une base (accepte un proton). Caractéristiques 1. Amphotère : L'eau est une espèce capable de se comporter comme un acide ou une base. 2. Constante d'équilibre : La constante d'équilibre de cette réaction est notée ( K_e ) (produit ionique de l'eau). Constante d'équilibre À 25 °C, ( K_e = [H_3O^+][OH^-] = 10^{-14} ) et ( pK_e = 14 ). pH d’une solution aqueuse Définition du pH Le pH d'une solution aqueuse est défini comme : [ pH = -log(h) ] où ( h ) représente la concentration en ions hydronium (( [H_3O^+] )) en mol/L. Relations Importantes La concentration peut également être exprimée par : [ h = 10^{-pH} ] Neutralité Acido-Basique À 25 °C, une solution neutre a un pH de 7, ce qui signifie que ( h ) est égal à ( 10^{-7} ) mol/L. En solution acide, ( h > omega ), et en solution basique, ( h < omega ), où ( omega ) est la concentration en ions hydroxyde (( [OH^-] )). Dépendance à la Température La constante d'équilibre ( K_e ) dépend de la température. Par exemple, à 37 °C, ( pK_e ) est de 13,6 et le pH d'une solution neutre à cette température est de 6,8. LE POTENTIEL HYDROGÈNE La constante d’acidité et le pKA Constante d’acidité, constante de basicité Constante d'Acidité (KA) 1. Définit la force d'un acide dans le couple ( AH / A^- ): [ AH + H_2O ⇌ A^- + H_3O^+ ] 2. Relie la concentration des produits à celle des réactifs, formellement exprimée comme: [ K_A = frac{[A^-][H_3O^+]}{[AH]} ] 3. Le pKA est donné par: [ pK_A = -log(K_A) ] Constante de Basicité (KB) 1. Définit la force d'une base dans le couple ( A^- / AH ): [ A^- + H_2O ⇌ AH + OH^- ] 2. Exprimée par: [ K_B = frac{[AH][OH^-]}{[A^-]} ] 3. Le pKB est donné par: [ pK_B = -log(K_B) ] Relation entre pKA et pKB 1. Pour une température donnée, la relation ( pK_A + pK_B = pK_e ) (où ( pK_e ) est la constante d'équilibre de l'eau) est maintenue; par exemple, à 25 °C, ( pK_A + pK_B = 14 ). 2. Les constantes d'acidité et de basicité sont liées par la réaction d'hydrolyse et on constate que ( K_A times K_B = K_e ). Les couples de l’eau Couples de l’eau Couple ( H_3O^+ / H_2O ) : 1. Réaction : ( H_3O^+ + H_2O ⇌ H_2O + H_3O^+ ) 2. Constante d'acidité : ( K_A(H_3O^+/H_2O) = 1 ) 3. pKa : ( pK_A(H_3O^+/H_2O) = 0 ) Couple ( H_2O / OH^- ) : 1. Réaction : ( H_2O + H_2O ⇌ OH^- + H_3O^+ ) 2. Constante d'acidité : ( K_A(H_2O/OH^-) = K_e ) 3. pKa : ( pK_A(H_2O/OH^-) = pK_e = 14 ) à 25 °C Contexte de l'eau 1. L'eau agit à la fois comme un acide et une base, car c'est une espèce amphotère. 2. Les constantes d'acidité de ces couples sont indiquées par les pKa pour analyser la force relative des acides et des bases associés. Importance dans l’équilibre acido-basique 1. La compréhension de ces couples est essentielle pour évaluer les réactions acido-basiques en solution aqueuse. Force d’un acide et d’une base Force d’un Acide 1. La force d'un acide ( AH ) est mesurée par sa capacité à se dissocier en ions ( A^- ) et ( H_3O^+ ). 2. Plus l'acide dissocie facilement, plus sa constante d'acidité ( K_A ) est grande. 3. Un pKa faible indique un acide fort. Force d’une Base 1. La force d'une base ( A^- ) est mesurée par sa capacité à protoner en ( AH ) en captant un proton de l'eau. 2. Plus la base est efficace à accepter un proton, plus sa constante de basicité ( K_B ) est grande. 3. Un pKa élevé indique une base forte. Relations 1. Pour un acide : ( K_A ) élevé ⇔ pKa faible. 2. Pour une base : ( K_B ) élevé ⇔ pKa élevé.